Тема: Химическая связь и строение молекул

 

План:

1. Понятие о химической связи. Основные типы химической связи.

2. Количественная характеристика химической связи.

3. Квантово-механическое объяснение ковалентной связи.

4. Валентность и ковалентная связь с позиций метода валентных связей (МВС).

Учение о химической связи – центральный вопрос современной химии. Многообразие химических соединений, механизм их образования можно понять только, изучив природу взаимодействия атомов в веществе.

Химическая связь – взаимодействие атомов, обусловленное перекрытием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы (молекулы, молекулярного иона, кристалла). Отсюда следует что: к основным чертам химической связи можно отнести:

а) снижение общей энергии двух и многоатомной системы по сравнению с суммарной энергией изолированных частиц, из которых эта система образована.

Б) перераспределение электронной плотности в области химической связи между атомами, сближенных на расстоянии связи.

Таким образом, условием образования химической связи является уменьшениепотенциальной энергии системы взаимодействующих частиц; если же энергия образовавшейся системы не уменьшается по сравнению с суммарной энергией исходных частиц – связь не образуется. Основные положения химической связи были высказаны в период 1914 – 1920 гг. Основным принципом в развитии теории химической связи послужило открытие электронного строения атома.

В 1916 г. В. Коссель предположил, что при взаимодействии двух атомов один из них отдает, а другой принимает электроны, при этом образуются противоположно заряженные ионы и их взаимное электростатическое притяжение приводит к образованию химической связи (теория Косселя). Дальнейшее развитие идей Косселя привело к созданию современных представлений об ионной связи.

В 1916 – 1918 гг. Г. Льюис предположил, что химическая связь может возникать так же путем образования электронной пары, одновременно принадлежащей двум атомам; эта гениальная догадка Г. Льюиса послужила основой для разработки современной теории ковалентной связи. Идея Льюиса об электронных парах была подтверждена и объяснена методами квантовой химии.

Современное представление о химической связи

Согласно квантово-механическим представлениям можно говорить лишь о вероятности нахождения электронов в поле атомных ядер. еому пространственному положению атомных ядер отвечает определенное распределение электронной плотности. Выяснить как распределяется электронная плотность – описать химическую связь в веществе.

В зависимости от характера распределения электронной плотности в веществе различают три вида химической связи: ковалентную, ионную, металлическую.

Количественная характеристика химической связи.

Количественной характеристикой химической связи являются: энергия связи, длина, валентный угол, кратность связи.

Энергия связи (Е_св) – количество энергии которое необходимо затратить, чтобы разорвать все имеющиеся связи между атомами в одном моле вещества. Измеряется в кДж/моль. Энергия связи определяет прочность молекулы. Чем она больше (Е_св), тем прочнее молекулы. Для многоатомных соединений с однотипными связями за энергию связи принимается среднее ее значение, рассчитанное делением энергии образования соединения из атомов на число связей. Например, энергию связи в аммиаке определяют путем деления энергии образования молекулы NH₃ из атомов водорода и азота на три: энергия образования NH₃ равна 1170 кДж/моль (Т = 298^оК).

Е_св=1170/3=390 кДж H-N-H

|

H

Длина связи (_св) – расстояние между ядрами атомов, образующих соединение. Длину связи определяют экспериментально при помощи молекулярной спектроскопии, дифракции рентгеновских лучей и др.

Имеется корреляция (зависимость) между длиной и энергией связи: с уменьшением длины связи обычно увеличивается энергия связи и соответственно устойчивость молекул. Например, в ряду галогеноводородов от HF до HJ длина связи растет, а ее энергия уменьшается.

 

Энергии (Е_св) и длины (_св) галогеноводородных соединений

Молекула	Eсв(кДж/моль)	св(нм)
H-F		0.092
H-Cl		0.128
H-Br		0.142
H-J		0.162

 

Валентный угол-угол между направлениями химической связи в молекулах и твердых телах. Например: H₂O (форма молекулы угловая)

Кратность связи – это двойные и тройные связи. Надо отметить, что при образовании кратных связей между одинаковыми атомами длина связи уменьшается, а энергия связи увеличивается.

Физические причины образования связи между атомами удалось установить, только после того как стали известны законы движения микрочастиц – была создана квантовая механика. В 1927 г. (через два года после опубликования уравнения Шрёдингера) В. Гейтлер и Ф. Лондон решили уравнение Шрёдингера для атома водорода и опубликовали работу, посвященную квантово-механическому расчету образования молекулы водорода.

Эта работа положила начало применению квантовой механики для решения химических проблем. Так получила развитие новая область науки-квантовая химия – решающая химические проблемы с помощью квантовой механики.

Прежде чем перейти к рассмотрению квантово-механического объяснения образования молекулы водорода, рассмотрим зависимость потенциальной энергии молекулы от расстояния между атомами. Эту зависимость можно выразить графически.

Зависимость энергии системы состоящей из двух атомов водорода от межатомного расстояния.

1 – при одинаково направленных спинах электронов;

2 – при противоположно направленных спинах электронов;

E₀ – энергия системы из двух невзаимодействующих атомов водорода.

R₀ – межъядерное расстояние в молекуле водорода.

Е_св – минимальная энергия системы из двух атомов водорода (энергия связи).

Оказалось, что изменение энергии при сближении двух атомов водорода зависит от того, одинаковы или противоположны по знаку спины взаимодействующих электронов. При совпадающем направлении спинов (кривая 1) сближение атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы. Такой процесс оказывается энергетически невыгодным и химическая связь между атомами не возникает.

При противоположно направленных спинах (кривая 2) сближение атомов до некоторого расстояния r₀ сопровождается уменьшением энергии (AB). При r = r₀ система обладает наименьшей потенциальной еогиией(Е_св), т.е. находися в наиболее устойчивом состоянии. Дальнейшее сближение атомов приводит к возрастанию энергии (ВС), что связано еоствием сил отталкивания, которые велики при малых расстояниях. Следовательно r₀-длина связи (межъядерное расстояние), а наименьшая энергия E_св-энергия связи. В. Гейтлер и Ф. Лондон рассчитали, что r₀=0.0869 нм; E_св=3.14 эВ

Критерием правильности расчета является степень совпадения еоретических и экспериментальных данных:

Экспериментальные данные: r₀=0.0741 нм ; Е_св=4.47 эВ.

Результаты квантово-механического расчета молекулы H₂ по Гейтлеру и Лондону.

Молекула H₂ состоит из 4-х частиц : двух ядер и двух электронов.

Изображаем эту систему:

Возможно движение 1ē вокруг своего ядра (а), а 2ē вокруг своего ядра (). А так же возможно движение 1ē вокруг чужого ядра (),а 2ē вокруг ядра (а). Полная энергия системы U будет равна сумме энергией всех взаимодействий в системе между ядрами и электронами, между ядрами (a и ), между электронами (1ē и 2ē). При отталкивании частиц энергия будет увеличиваться (+), а при притяжении уменьшаться (-).

U=e²/r

U=e²/r_ab+e²/r_1,2-e²/r_a1-e²/r_b2-e²/r_a2-e²/r_b1 e-заряд

Как видно, из уравнения энергия системы уменьшается, т.к. притяжений в этой системе больше, чем отталкиваний.

Гейтлер и Лондон исходили из волнового характера движения электронов в атомах. Запишем волновую функцию y для изолированных атомов водорода, когда электроны вращаются вокруг своих ядер

y_(I) = y_a1 y_b2 (I)

Запишем y, когда электроны вращаются вокруг чужих ядер:

y_(II) = y_a2 y_b1 (II)

Они «сконструировали» волновую функцию молекулы H₂, являющуюся линейной комбинацией функций y_(I) и y_(II)

Общая y равна: y_общ=С₁y_a(1) y_b(2)+C₂y_a(2) y_b(1) .

C₁ и C₂ – нормирующие коэффициенты

При этом возможно два варианта:

1) С₁=С₂ (С_s-симметричная волновая функция)

2) С₁=-С₂ (C_as-антисимметричная волновая функция)

I решение: y_s=C_s[y_а(1) y_b(2) + y_a(2) y_b(1)]

Волновые функции складываются, электронная плотность увеличивается, связь образуется.

II решение: y_as=C_as[y_а(1) y_b(2) - y_a(2) y_b(1)]

Волновые функции вычитаются, электронная плотность уменьшается, связь не образуется.

Энергия для молекулы с симметричной волновой функцией E_s=(K+O)/(1+П²), для несимметричной E_as=(K-O)/(1+П²). Где: К-кулоновский интеграл, характеризует электростатическое взаимодействие электронов с ядрами, а так же электронов и ядер между собой, имеет положительный знак (+). О-обменный интеграл определяет уменьшение потенциальной энергии молекулярной системы по сравнению с изолированными атомами, имеет отрицательный знак (-). Он вносит основной вклад в энергию системы. П-интеграл перекрывания, показывающий степень перекрывания волновых функций атомов, равен 0.56.

Итак, химическая связь образуется в случае y_s, если спины электронов, образующих электронную пару, антипараллельны .

Отсюда определение ковалентной связи: ковалентная связь – связь, осуществляемая общей одной или несколькими парами электронов с антипараллельными спинами.

Для описания ковалентной связи сложных молекул имеются два метода:

1. Метода валентных связей (МВС), в развитии которого заслуга принадлежит Гейтлеру, Лондону, Слейтеру и Полингу.

2. Метод молекулярных орбиталей (ММО) – обязан своему возникновению Малликену и Хунду.

В основе метода МВС лежат следующие положения:

1. Единичная химическая связь между двумя атомами образуется двумя электронами с антипараллельными спинами, причем эта электронная пара принадлежит обоим атомам.

2. При образовании связи происходит перекрытие волновых функций между взаимодействующими атомами. Образуется зона с повышенной электронной плотностью, что приводит к уменьшению потенциальной энергии системы.

3. Связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрытий волновых функций электронов образующих связь, является максимальной.

4. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Метод валентных связей объясняет валентность элемента и свойства ковалентной связи.

Впервые понятие о валентности было введено в химию химиком Э. Франклендом в 1853 г. Он принимал валентность водорода равную единице, а валентности других элементов определялись как число атомов водорода, соединяющегося с одним атомом рассматриваемого элемента.

С развитием учения о химической связи изменилось понятие о валентности. Согласно представлениям Гейтлера и Лондона, валентность элемента равна числу неспаренных электронов в атоме. Число неспаренных электронов увеличивается при возбуждении атома: двухэлектронные облака распадаются на одноэлектронные. Распаривание электронов происходит с подуровня на подуровень в пределах уровня.

Например:

Неспаренные электроны могут образовывать общие электронные пары с другими атомами, т.е. ковалентные связи. В МВС число образуемых атомом ковалентных связей называется ковалентностью или спин- валентностью (по числу неспаренных электронов, предоставляемых атомом для образования связи).

Рассмотрим валентные возможности атома серы:

₁₆S 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴3d⁰

 

Как видно из примера, в представлении МВС числовое значение валентности соответствует числу ковалентных связей, которые образует атом. Валентность не имеет знака заряда, т.к. не учитывается полярность связи.

Способы образования ковалентной связи.

Имеется два механизма образования ковалентной связи.

1. Обменный механизм. Каждый атом отдает на образование общей электронной пары (ковалентной связи) по одному неспаренному электрону. Количественной мерой валентности в обменном механизме МВС считают число неспаренных электронов у атомов в основном или возбужденном состоянии атома

Это неспаренные электроны внешних оболочек у s и p элементов, внешних и предвнешних оболочек у d-элементов, предвнешних и предпредвнешних оболочек у f-элементов.

2. Донорно –акцепторный механизм. Согласно этому механизму общая электронная пара образуется за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома или иона (акцептора)

Примером донорно-акцепторной связи является образование иона аммония NH₄⁺: NH₃+H⁺ à NH₄⁺

₇N 1S²2S²2p³

Азот образует три ковалентные связи по обменному механизму за счет трех неспаренных электронов, а неподеленной парой электронов азот образует четвертую связь с ионом водорода.

Соединения, в которых хотя бы одна связь донорно-акцепторная, называются комплексными. В природе комплексные соединения встречаются часто: это соли:[Cu(NH₃)₄]SO₄, гемоглобин - комплекс белка с железом, хлорофилл – комплекс белка с магнием и др.

Таким образом, суммарная валентность элемента равна числу неспаренных электронов (обменный механизм) и числу электронных пар, способных переходить на свободные орбитали других атомов (донорно-акцепторный механизм)

 

Тема: Химическая связь и строение молекул

 

План:

1. Свойства ковалентной связи.

А) насыщенность

б) поляризуемость

в) направленность

2. Пространственная структура молекул.

3. Метод молекулярных орбиталей (ММО).

4. Ионная, металлическая связь. Их свойства, особенности.

Ковалентная связь характеризуется следующими свойствами: насыщенностью, поляризуемостью, направленностью, короткодействием.

1. Насыщенность. В химическом взаимодействии участвуют электроны только внешних энергетических уровней, что и определяет насыщенность ковалентной связи, то есть число ковалентных связей, которые способен образовать данный атом – ограничено. Например, нельзя присоединить к молекуле Н2 еще атом водорода, так как спин электрона атома водорода будет совпадать со спином одного из электронов в связующей электронной паре и будет происходить отталкивание:

Благодаря насыщенности ковалентной связи молекулы имеют определенный состав: Н₂, О₂, НCl и т. Д.

2. Поляризуемость ковалентной связи.

Ковалентная связь бывает неполярной и полярной.

а) Неполярная ковалентная связь.

Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента, как например, молекулы Н₂, О₂, Cl₂ и т. п., то есть из атомов с одинаковой ЭО, то электронное облако, образованное общей электронной парой, распределяется симметрично относительно ядер обоих атомов. Например: Н(:)Н; :Ö(:)(:)Ö:

Центры положительного и отрицательного электричества совпадают

б) Полярная ковалентная связь.

Если двухатомная молекула состоит из атомов различных элементов (с различной ЭО), то общее электронное облако смещено в сторону атома с большей ЭО. Таким образом, образуется ассиметрия в распределении зарядов.

На атоме с большей ЭО накапливается небольшой эффективный отрицательный заряд, а на другом атоме – положительный заряд (-δ и +δ).

Например, молекулы полярные: НF, HCl, H₂O, NH₃ и т. п.

Изображается полярная молекула в виде эллипса.

Например, HCl, H₂O.

Итак, полярную молекулу можно рассматривать как систему из двух равных по абсолютной величине, но противоположных по знаку зарядов, расположенных на определенном расстоянии друг от друга, которое называется длиной диполя (lg).

Количественной характеристикой полярности связи в полярных молекулах является – дипольный момент (μ). Он рассчитывается так:

μ=lg•δ, где lg-длина диполя, δ-эффективный заряд.

Если длину диполя принять равной диаметру молекулы ~10^-10м, а заряд электрона δ=1,6•10^-19Кл, то μ будет иметь величину порядка μ=10^-10м•10^-19Кл=10^-29Кл•м. Часто используют внесистемную единицу – Дебай (Д): 1Д=3,33•10^-30 Кл•м.

По мере уменьшения разности ЭО атомов, образующих молекулу, дипольный момент уменьшается. Например:

Дипольный момент многоатомных молекул является векторной суммой дипольных моментов связей, образующих данную молекулу. Его величина в основном зависит от двух факторов: 1)соотношения величины ЭО атомов, образующих молекулу и 2) конфигурации (геометрической формы) молекулы в целом.

Электрический момент диполя многоатомной молекулы, как векторная величина, равен геометрической сумме электрических моментов диполей, входящих в нее связей. Результат сложения зависит от структуры молекулы. Например, СО₂ (sp³ гибридизация атома С) имеет симметричное линейное строение: Связи С=О полярны.

Однако векторы полярности в этом случае направлены взаимопротивоположно (угол между связями 180⁰). Сумма векторов равна нулю

=+=0 и молекула СО₂ в целом неполярна (=0).

1. Направленность ковалентной связи.

Поскольку электронные облака имеют различную форму (s p, d,f) их максимальное перекрывание возможно лишь при определенной пространственной ориентации. Существуют различные типы перекрывания электронных облаков, что определяет пространственную структуру молекул, то есть их геометрическую форму.

Различают σ,π,δ,φ связи.

σ-связь образуется при перекрывании АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (по оси х). Участвуют s, p, d,f облака.

Например:

Кроме простых σ -связей существуют кратные (двойные и тройные) связи, которые образуются за счет π и δ связей.

π -связь образуется при перекрывании АО по обе стороны линии, соединяющей ядра атомов (боковые перекрытия по осям y и z). Образуется не одна, а две области перекрывания по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов. Участие принимают p, d, f облака. Например, перекрытие p-p облаков:

 

δ -связь образуется при перекрывании двух d облаков, расположенных в параллельных плоскостях, f облака дают еще более сложные перекрывание. Разберем типы перекрываний при образовании молекулы N₂.

Значит между атомами азота имеется кратная тройная связь:

Доказательством того, что π связь слабее, чем σ, это разрыв π связи при химических реакциях. Типичным примером является разрыв π связи у алкенов:

Следует помнить, что устойчивому состоянию молекулы отвечает такая ее геометрическая структура и такое пространственное расположение электронных облаков внешних оболочек, которым отвечает наименьшая потенциальная энергия молекулы. Это приводит к тому, что при образовании молекулы формы и взаимное расположение атомных электронных облаков изменяются по сравнению с их формами и взаимным расположением в свободных атомах. В результате достигается более полное перекрывание валентных электронных облаков и, следовательно, образование более прочных ковалентных связей.

В рамках МВС такая перестройка электронной структуры атома рассматривается на основе представления о гибридизации атомных орбиталей (ввел Л. Полинг).

Гибридизация атомных электронных орбиталей.

При образовании молекулы вместо исходных АО (s,p,d электронных облаков) образуются равноценные «смешанные» или гибридные электронные облака.

Например: при гибридизации s-АО и p- АО образуются два гибридных облака, т.е. происходит уравнивание электронных облаков по форме и энергии.

В гибридной АО электронная плотность смещается в одну сторону от ядра, поэтому при взаимодействии ее с АО другого атома происходит максимальное перекрывание, которое приводит к повышению энергии связи (образуется более прочная химическая связь). Деформация АО требует затраты энергии. Но более полное перекрытие электронных облаков за счет гибридных АО приводит к образованию более прочной химической связи и, следовательно, к выигрышу энергии. Если этот выигрыш энергии перекрывает затраты энергии на образование гибридной орбитали, то гибридизация приводит к уменьшению потенциальной энергии системы и образованию молекулы.

В случае гибридизации АО соблюдаются следующие правила:

1. Число образующихся гибридных орбиталей всегда равно общему числу исходных АО, участвующих в гибридизации.

2. Гибридизация происходит у орбиталей, имеющих близкие значения энергии.

3. Химические связи, образованные гибридными орбиталями прочнее, т. к. больше площадь перекрытия электронных облаков, а полученная молекула боле устойчива.

Гибридизация АО определяет пространственную конфигурацию молекул. Различают sp, sp², sp³ гибридизацию.

1. sp-гибридизация. Примером является гибридизация атома беррилия

₄Be 1s²2s²2p^{0 hν} ₄Be * 1s²2s¹2p¹

Два неспаренные электрона у возбужденного атома Ве находятся на 2s и 2p орбиталях. В результате гибридизации образуются два гибридных облака, которые могут образовать две ковалентные связи.

Рассмотренный случай гибридизации одной s- и одной р-орбитали, приводящей к образованию двух sp орбиталей, называется sp- гибридизацией.

q – обозначение гибридных орбиталей

sp орбитали ориентированы в противоположных направлениях, что приводит к линейному строению молекулы.

Например, молекула BeF₂

Обе Be-F связи равноценны.

 

2. sp² гибридизация. Гибридизация одной s и двух р-орбиталей приводит к образованию трех гибридных sp² орбиталей.

Например, рассмотрим гибридизацию атома бора.

 

Неспаренные электроны у возбужденного атома бора находятся на 2s и двух 2p орбиталях, в результате образуется три гибридные орбитали, расположенные под углом 120⁰

Молекула ВF₃ построена в форме пирамиды (пирамидальная форма).

3. sp³ гибридизация. Если в гибридизации участвуют одна s и три p- орбитали ,то имеем sp³ гибридизацию. При этом образуются четыре гибридные орбитали, вытянутых в направлениях к вершине тетраэдра, то есть ориентированных под углом 109⁰28¹ друг к другу. Такая гибридизация имеет место в возбужденном атоме углерода при образовании молекулы СН₄.

Неспаренные электроны у возбуждённого атома углерода находятся на 2s и трёх 2р - орбиталях – это sр³ гибридизация. СН₄ молекула имеет форму тетраэдра, все четыре связи С – Н равноценны.

Однако на пространственную конфигурацию молекулы влияют атомные орбитали, имеющие неподеленную пару электронов. Например: молекула NH₃.

₇N 1s²2s²2p³, у азота sp³- гибридизация атомных орбиталей (азот – центральный атом молекулы NH₃).

На трех гибридных орбиталях у атома азота находятся неспаренные электроны, а на четвертой гибридной орбитали находится неподеленная электронная пара, не принимающая участие в химической связи между атомом азота и атомами водорода.

Форма молекулы NH₃-тригональная (пирамидальная структура) с валентным углом 107, 3⁰, вместо угла 109⁰28¹ характерного для sp³ гибридизации. Уменьшение величины угла происходит из-за отталкивающего действия неподелённой пары, занимающую гибридную орбиталь, и не принимающую участие в химической связи.

 

При образовании молекулы Н₂О тоже происходит sp³ гибридизация центрального атома молекулы- кислорода.

₈О 1S²2S²2P⁴ Кислород имеет четыре гибридные орбитали

(4q), на двух гибридных орбиталях находятся

неспаренные электроны, а на оставшихся двух- неподеленные электронные пары, не принимающие участия в химической связи между атомом кислорода и водородом. Молекула имеет угловую форму с углом 104,5⁰.

O

_104,5

H H

Уменьшение угла (104,5⁰ вместо классического 109⁰28¹) происходит из-за отталкивающего действия между двумя неподеленными электронными парами и электронными парами, образующими химические связи.

Заканчивая рассмотрение МВС нужно отметить, что метод имеет много достоинств: он относительно прост и нагляден, позволяет предсказать такие свойства многих молекул как: пространственная конфигурация, полярность, энергия и длина связей и др.

Однако в ряде случаев МВС не может объяснить природу, образующихся химических связей или свойства молекул.

Недостатки МВС.

1. МВС учитывает только валентные электроны и в образовании связи участвует пара электронов с .

2. МВС не может объяснить наличие свободных радикалов –ОН;

–СН₃ и др.

3. МВС не может объяснить одноэлектронную химическую связь в соединениях H₂⁺, Hе₂⁺, O₂^-.

4. Не объясняет парамагнетизм О₂:магнитные свойства у О₂ указывают на то, что в молекуле О₂ имеются два неспаренных электрона, а согласно МВС у О₂ все электроны спаренные.

Эти факты объясняются другим методом – методом молекулярных орбиталей (ММО), разработанный Р. Малликеном, Ленардо-Джонсоном, Хундом(1927-29гг).

Основная идея ММО – из АО образуются молекулярные орбитали, то есть электроны с АО преходят на МО. В отличии от АО молекулярные орбитали охватывают не один атом, а всю молекулу, то есть являются двух или многоцентровыми.

Наиболее широко в ММО используется линейная комбинация АО и таким образом можно сказать МО – линейные комбинации атомных орбиталей (МО-ЛКАО).

При этом соблюдается несколько правил:

1. Число МО равно общему числу АО, из которых комбинируются МО.

2. Энергия одних МО оказывается выше, других – ниже энергии исходных АО, то есть происходит расщепление энергии АО. Средняя энергия МО, полученных из набора АО, приблизительно совпадает со средней энергией этих АО.

3. Электроны заполняют МО, как и АО, в порядке возрастания энергии, при этом соблюдается принцип запрета Паули и правило Хунда.

4. Наиболее эффективно комбинируются АО с теми АО, которые характеризуются сопоставимыми энергиями и соответствующей симметрией.

5. Как и в методе ВС, прочность связи в методе МО тем прочнее, чем выше степень перекрытия АО.

Основная проблема МО – нахождение , описывающей состояние электрона на МО.

Например, разберем расчет на примере молекулярного Н. Молекулярный ион состоит из двух ядер и одного электрона.

 

В случае симметричной волновой функции образуется МО связывающая, связь образуется.

В случае антисимметричной волновой функции образуется МО разрыхляющая, связь не образуется.

МО– с меньшей энергией, чем исходные АО. МО– с большей энергией, чем исходные АО

АО обозначают через s, p, d, f; МО обозначают типом перекрытия АО ().

Рассмотрим образование Н:

В данном случае пор. связи = = 0,5 – молекулярный ион образуется.

Этот пример образования Ндоказывает, что химическая связь образуется одним электроном.

 

Образование Н:

 

Увеличение и уменьшение Еу Нпо сравнению с Нобусловлено уменьшением порядка связи с 1 до 0,5. Молекула Нпрочнее, чем молекулярный ион Н.

ММО объясняет существование дигелий иона Не.

Возможно ли образование молекулы Не?

Рассмотрим порядок заполнения энергетических уровней у элементов второго периода.

1 2

n = 2

МО образуются из s sp

1s, 2s и 2р АО

 

2px

2p

2s 2pz

2s

 

 

Молекулярные орбитали двухатомных молекул элементов второго периода по возрастанию энергии располагается в ряд:

σ1s<σ1s<σ2s<σ2s<σ2p<π2p= π2p<π2p= π2p<σ2p

Используя данный ряд заполнения МО, запишем образование молекулы О.

Порядок связи =2 О=О

КК – это обозначение электронов на первом уровне (n=1) и не принимающих участие в химической связи.

Поскольку энергии 2ру = равны, на каждую МО помещается по одному неспаренному электрону. Наличие этих неспаренных электронов в молекуле Опо ММО и обусловливают парамагнитные свойства кислорода.